Pintar Pelajaran Sifat Koligatif Larutan Elektrolit Dan Non Elektrolit, Pola Soal, Pembahasan

Sifat Koligatif Larutan Elektrolit dan Non Elektrolit, Contoh Soal, Pembahasan - Di alam bebas hampir tidak ditemukan zat cair murni 100 %. Hampir semua cairan yang ada di bumi berbentuk larutan atau campuran. Larutan merupakan adonan yang homogen, yaitu suatu adonan serba sama, antara zat terlarut (solute) dan zat pelarut (solvent), sehingga tidak sanggup dibedakan satu sama lain. Adanya zat terlarut di dalam pelarut menimbulkan perubahan sifat fisik pada pelarut dan larutan tersebut. Sifat fisik yang mengalami perubahan contohnya penurunan tekanan uap, penurunan titik didih, kenaikan titik didih, dan tekanan osmosis.

Ada banyak hal yang menimbulkan larutan mempunyai sifat yang berbeda dengan pelarutnya. Salah satu sifat terpenting dari larutan yaitu sifat koligatif larutan. Sifat koligatif didefinisikan sebagai sifat fisik larutan yang hanya ditentukan oleh jumlah partikel dalam larutan dan tidak tergantung jenis partikelnya.

Beberapa sifat koligatif yang akan dibicarakan dalam penggalan ini meliputi penurunan tekanan uap pelarut, penurunan titik beku larutan, kenaikan titik didih larutan, dan tekanan osmosis larutan. Misalnya kristal garam. Kristal garam diperoleh dari air laut yang diuapkan. Kristal garam tersebut, jika dilarutkan dalam air berubah menjadi partikel yang sangat kecil, sehingga garam dapat larut dalam air. Larutan garam merupakan campuran homogen.

Jumlah zat terlarut dalam suatu larutan dinyatakan dengan konsentrasi larutan. Konsentrasi menyatakan komposisi secara kuantitatif perbandingan zat terlarut dengan pelarut dan atau larutan. Ada beberapa cara untuk menyatakan secara kuantitatif komposisi tersebut, antara lain yaitu molaritas, molalitas, dan fraksi mol. Ketiganya akan menjadi dasar untuk mempelajari sifat koligatif larutan, sehingga ketiganya harus dipelajari terlebih dahulu.

A. Molalitas dan Fraksi Mol

Dalam larutan, terdapat beberapa sifat zat yang hanya ditentukan oleh banyaknya partikel zat terlarut. Sifat ini disebut sebagai sifat koligatif larutan. Oleh lantaran sifat koligatif larutan ditentukan oleh banyaknya partikel zat terlarut, penggalan ini akan diawali dengan pembahasan mengenai konsentrasi larutan.

1. Molalitas

Pada pelajaran sebelumnya, kita menyatakan konsentrasi dengan persentase (%) dan molaritas (M). Dalam perhitungan molaritas, kuantitas larutan didasarkan pada volume. Anda tentu ingat, volume merupakan fungsi suhu (zat akan memuai ketika dipanaskan). Oleh lantaran sifat koligatif larutan dipengaruhi suhu, diharapkan suatu besaran yang tidak bergantung pada suhu. Besaran tersebut dinyatakan berdasarkan massa lantaran massa tidak bergantung pada suhu, baik dari kuantitas zat terlarut maupun pelarutnya. Untuk itu, digunakan molalitas yang menyatakan jumlah partikel zat terlarut (mol) setiap 1 kg pelarut (bukan larutan). Larutan yang dibentuk dari 1 mol NaCl yang dilarutkan dalam 1.000 g air dinyatakan sebagai larutan 1 molal dan diberi lambang 1 m NaCl.

Gambar 1. Satuan konsentrasi molalitas memegang peranan penting dalam kegiatan di laboratorium

Molalitas didefinisikan dengan persamaan berikut.

Molalitas (m) = 

atau,

m = 

Keterangan :

m = molalitas (mol/kg)

M_r = massa molar zat terlarut (g/mol)

massa = massa zat terlarut (g)

p = massa zat pelarut (g)

Molalitas juga berkhasiat pada keadaan lain, contohnya lantaran pelarut merupakan padatan pada suhu kamar dan hanya sanggup diukur massanya, bukan volumenya sehingga mustahil dinyatakan dalam bentuk molaritas. Perhatikanlah referensi soal penentuan molalitas berikut.

Contoh Soal Molalitas (1) :

Sebanyak 30 g urea (Mr = 60 g/mol) dilarutkan ke dalam 100 g air. Hitunglah molalitas larutan!

Pembahasan :

Mol urea = massa urea / Mr urea = 30 g / 60 g/mol = 0,5 mol

Massa pelarut = 100 g = 100 / 1.000 = 0,1 kg

Molalitas (m) = 0,5 mol / 0,1 kg = 5 m

Jadi, molalitas larutan urea yaitu 5 m.

Contoh Soal Molalitas (2) :

Berapa gram NaCl yang harus dilarutkan dalam 500 g air untuk menghasilkan larutan 0,15 m?

Penyelesaian :

Molalitas artinya jumlah mol zat terlarut per kilogram pelarut. 0,15 m berarti 0,15 mol NaCl dalam 1 kg (1.000 g) air.

0,15 mol NaCl dalam 1.000 g H₂O

Untuk menghitung jumlah mol NaCl yang diharapkan untuk 500 g H₂O, kita dapat menggunakan korelasi tersebut sebagai faktor konversi. Kemudian, kita dapat menggunakan massa molar NaCl untuk mengubah mol NaCl menjadi massa NaCl.

500 g H₂O x  = 4,38 g NaCl

Jadi, massa NaCl yang harus dilarutkan pada 500 g air untuk menghasilkan larutan 0,15 m yaitu 4,38 g.

Contoh Soal Molalitas (3) :

Molalitas suatu larutan 20% berat C₂H₅OH (M_r = 46 g/mol) adalah....

Jawaban :

C₂H₅OH 20% artinya 20 gram

C₂H₅OH dalam 80 gram air :

m =  =  = 5,4

Jadi, kemolalan larutan 20% berat C₂H₅OH adalah 5,4 m.

Contoh Soal Molalitas (4) :

Berapakah kemolalan dari larutan 10% (w/w) NaCl? (w/w = persen berat)

Penyelesaian :

Larutan 10% (w/w), artinya = 

w berasal dari kata weight.

Untuk mengetahui kemolalan, kita harus mengetahui jumlah mol NaCl. 10 g NaCl sanggup diubah menjadi mol dengan menggunakan massa molar NaCl (58,44 g/mol). Untuk mengetahui massa air, sanggup dilakukan dengan cara pengurangan 100 g larutan NaCl oleh 10 g NaCl.

massa air = 100 g – 10 g = 90 g

Untuk menentukan kemolalan, sanggup dilakukan konversi sebagai berikut.

Jadi, larutan 10% (w/w) NaCl mempunyai konsentrasi 1,9 m.

2. Fraksi Mol

Fraksi mol merupakan satuan konsentrasi yang semua komponen larutannya dinyatakan berdasarkan mol. Fraksi mol komponen i, dilambangkan dengan x_i adalah jumlah mol komponen i dibagi dengan jumlah mol semua komponen dalam larutan. Fraksi mol j adalah x_j dan seterusnya. Jumlah fraksi mol dari semua komponen larutan yaitu 1.

x_i = 

x_j = 

Total fraksi mol = x_i + x_j = 1

Perhatikanlah referensi soal penggunaan fraksi mol berikut.

Contoh Soal Fraksi mol (5) :

Larutan glukosa dibentuk dengan melarutkan 18 g glukosa (Mr = 180 g/mol) ke dalam 250 g air. Hitunglah fraksi mol glukosa.

Jawaban :

Jadi, fraksi mol glukosa yaitu 0,01.

Contoh Soal Fraksi mol (6) :

Berapa fraksi mol dan persen mol setiap komponen dari adonan 0,2 mol O₂ dan 0,5 mol N₂?

Kunci Jawaban : 

Fraksi mol N₂ bisa juga dihitung dengan cara: 

X_N2 = 1 – X_O2 = 1 – 0,29 = 0,71

% mol O₂ = 0,29 × 100% = 29%

% mol N₂ = 0,71 × 100% = 71%

Jadi, fraksi mol O₂ adalah 0,29 dan fraksi mol N₂ adalah 0,71, sedangkan persen mol O₂ adalah 29% dan persen mol N₂ adalah 71%.

Contoh Soal UMPTN 1998 (7) :

Fraksi mol suatu larutan metanol CH₃OH dalam air yaitu 0,50. Konsentrasi metanol dalam larutan ini jikalau dinyatakan dalam persen berat yaitu ....

Kunci Jawaban :

mol metanol = mol air (misalkan 1 mol)

massa metanol = mol x Mr = 1 x 32 = 32

massa air = mol x Mr = 1 x 18 = 18

%w/w =  x 100 % =  x 100 % = 64 %

Jadi, konsentrasi metanol dalam larutan dalam persen berat yaitu 64 % (C)

B. Sifat Koligatif Larutan Non Elektrolit

Meskipun sifat koligatif melibatkan larutan, sifat koligatif tidak bergantung pada interaksi antara molekul pelarut dan zat terlarut, tetapi bergantung pada jumlah zat terlarut yang larut pada suatu larutan. Sifat koligatif terdiri atas penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih, penurunan titik beku, dan tekanan osmotik. Apakah perbedaan di antara keempat sifat koligatif tersebut? Perhatikanlah uraian berikut.

1. Penurunan Tekanan Uap

Untuk mengetahui imbas zat terlarut yang sukar menguap terhadap tekanan uap pelarut, lakukanlah kegiatan berikut.

Percobaan / Praktikum Penurunan Tekanan Uap (1) :

Tujuan :

Mengamati imbas zat terlarut terhadap tekanan uap jenuh larutan

Alat dan Bahan :

Data percobaan

Langkah Kerja :

1. Perhatikan gambar hasil eksperimen berikut.

2. Pada buku latihan Anda, isilah tabel berikut.

Zat	Tekanan Uap Jenuh pada 25 oC (mmHg)
Air	...
Larutan glukosa 1 m	...
Larutan urea 1 m	...

Jawablah pertanyaan berikut untuk menarik kesimpulan.

1. Hitunglah selisih penurunan tekanan uap jenuh larutan glukosa dengan tekanan uap jenuh air.
2. Hitunglah selisih penurunan tekanan uap jenuh urea dengan tekanan uap jenuh air.
3. Mengapa selisihnya sama antara dua larutan dengan konsentrasi sama?
4. Apabila larutan sukrosa 1 m diamati, akankah nilainya sama?

Diskusikan hasil yang Anda peroleh dengan teman Anda.

Penguapan yaitu kejadian yang terjadi ketika partikel-partikel zat cair meninggalkan kelompoknya. Semakin lemah gaya tarik-menarik antarmolekul zat cair, semakin gampang zat cair tersebut menguap. Semakin gampang zat cair menguap, semakin besar pula tekanan uap jenuhnya. Dalam suatu larutan, partikel-partikel zat terlarut menghalangi gerak molekul pelarut untuk berubah dari bentuk cair menjadi bentuk uap sehingga tekanan uap jenuh larutan menjadi lebih rendah dari tekanan uap jenuh larutan murni.

Dari eksperimen yang dilakukan Marie Francois Raoult (1878), didapatkan hasil bahwa melarutkan suatu zat terlarut menyebabkan penurunan tekanan uap larutan. Banyaknya penurunan tekanan uap (ΔP) terbukti sama dengan hasil kali fraksi mol zat terlarut () dan tekanan uap pelarut murni ( ), yaitu:

Pada larutan yang terdiri atas dua komponen, pelarut A dan zat terlarut B,  maka . Apabila tekanan uap pelarut di atas larutan dilambangkan , .

Persamaan akan menjadi:

Persamaan tersebut dikenal sebagai Hukum Raoult.

Tekanan uap pelarut () sama dengan hasil kali tekanan uap pelarut murni () dengan fraksi mol pelarut dalam larutan ().

Apabila zat terlarut gampang menguap, sanggup pula ditulis:

Tekanan uap total sanggup ditulis:

Contoh Soal Penurunan Tekanan Uap (8) :

Hitunglah tekanan uap larutan 2 mol sukrosa dalam 50 mol air pada 300 °C jika tekanan uap air murni pada 300 °C yaitu 31,80 mmHg.

Pembahasan :

Fraksi mol sukrosa =  =  = 0,038

x_B = 0,038
x_A = 1 – 0,038 = 0,962

P_A = x_A . P_A^o = 0,962 × 31,8 mmHg = 30,59 mmHg

Jadi, tekanan uap larutan yaitu 30,59 mmHg.

Contoh Soal Penurunan Tekanan Uap (9) :

Berapakah tekanan uap parsial dan tekanan uap total pada suhu 25 °C di atas larutan dengan jumlah fraksi mol benzena (C₆H₆) sama dengan jumlah fraksi mol toluena (C₇H₈)? Tekanan uap benzena dan toluena pada suhu 25 °C berturut-turut adalah 95,1 mmHg dan 28,4 mmHg.

Kunci Jawaban :

Jika larutan terdiri atas dua komponen dengan jumlah fraksi mol yang sama, fraksi mol keduanya yaitu 0,5.

Tekanan uap parsial :

P_benzena = x_benzena × P_benzena = 0,5 × 95,1 mmHg = 47,6 mmHg

P_toluena = x_toluena × P_toluena = 0,5 × 28,4 mmHg = 14,2 mmHg

Tekanan uap total:

P_total = P_benzena + P_toluena = 47,6 + 14,2 = 61,8 mmHg

Jadi, tekanan uap parsial benzena dan toluena yaitu 47,6 mmHg dan 14,2 mmHg, sedangkan tekanan uap total yaitu 61,8 mmHg.

Contoh Soal UN 2002 (10) :

Sembilan gram zat nonelektrolit dan 360 g air dicampur, ternyata tekanan uap jenuhnya 40 mmHg. Jika tekanan uap jenuh air pada suhu yang sama yaitu 40,1 mmHg, M_r zat tersebut yaitu .....

A. 90 g/mol
B. 126 g/mol
C. 180 g/mol
D. 342 g/mol
E. 360 g/mol

Pembahasan :

Diketahui:

Zat nonelektrolit = 9 gram
pelarut air (p) = 360 gram
P° = 40,1 mmHg
P = 40 mmHg

Ditanyakan: Mr?

Jawaban:

P = x_p x P°

40 = x_p x 40,1 xP = 0,9975
n_p = 31/680 = 20 mol

x_p = 

0,9975 = 

19,95 + 0.9975 n_t = 20
0,9975 n_t = 20 - 19,95

0,05 mol = massa / M_r → 0,05

0,05 mol = 9 g / M_r

M_r = 9 g / 0,05 mol = 180 g/mol

Jadi, massa molar relatif zat tersebut yaitu (C) 180 g/mol. 

2. Kenaikan Titik Didih dan Penurunan Titik Beku

Adanya zat terlarut pada suatu larutan tidak hanya memengaruhi tekanan uap saja, tetapi juga memengaruhi titik didih dan titik beku. Pada larutan dengan pelarut air, kita sanggup memahami hal tersebut dengan mempelajari diagram fase air pada Gambar 2. berikut.

Gambar 2. Diagram fase air

Adanya zat terlarut pada suatu larutan menimbulkan penurunan tekanan uap yang menimbulkan terjadinya penurunan garis kesetimbangan antarfase sehingga terjadi kenaikan titik didih dan penurunan titik beku.

a. Kenaikan Titik Didih Air (∆T_b)

Titik didih zat cair yaitu suhu tetap pada ketika zat cair mendidih. Pada suhu ini, tekanan uap zat cair sama dengan tekanan udara di sekitarnya. Hal ini menimbulkan terjadinya penguapan di seluruh penggalan zat cair. Titik didih zat cair diukur pada tekanan 1 atmosfer. Contohnya, titik didih air 100 °C, artinya pada tekanan udara 1 atm air mendidih pada suhu 100 °C.

Dari hasil eksperimen yang dilakukan pada penentuan titik didih larutan, ternyata titik didih larutan selalu lebih tinggi dari titik didih pelarut murninya. Hal ini disebabkan adanya partikel-partikel zat terlarut dalam suatu larutan menghalangi kejadian penguapan partikel-partikel pelarut. Oleh lantaran itu, penguapan partikel-partikel pelarut membutuhkan energi yang lebih besar.

Perbedaan titik didih larutan dengan titik didih pelarut murni disebut kenaikan titik didih yang dinyatakan sebagai ∆T_b (b berasal dari kata boil). Titik didih suatu larutan lebih tinggi atau lebih rendah daripada titik didih pelarut, bergantung pada akomodasi zat terlarut itu menguap dibandingkan dengan pelarutnya. Jika zat terlarut tersebut tidak mudah menguap, contohnya larutan gula, larutan tersebut mendidih pada suhu yang lebih tinggi daripada titik didih pelarut air. Sebaliknya, jikalau zat terlarut itu mudah menguap contohnya etanol, larutan akan mendidih pada suhu di bawah titik didih air.

Hukum sifat koligatif sanggup diterapkan dalam meramalkan titik didih larutan yang zat terlarutnya bukan elektrolit dan tidak gampang menguap. Telah ditentukan secara eksperimen bahwa 1,00 mol (6,02 × 1023 molekul) zat apa saja yang bukan elektrolit dan tidak gampang menguap yang dilarutkan dalam (1.000 g) air akan menaikkan titik didih kira-kira 0,51 °C. Perubahan pelarut murni ke larutan, yakni ∆T_b, berbanding lurus dengan molalitas (m) dari larutan tersebut:

∆T_b ¥ m atau ∆T_b = K_b . M

Tabel 1. Tetapan Kenaikan Titik Didih (K_b) Beberapa Pelarut

Pelarut	Titik didih (oC)	Kb (oC /m)
Aseton	56,2	1,71
Benzena	80,1	02,53
kamfer	204,0	05,61
Karbon tetraklorida	76,5	04,95
Sikloheksana	80,7	02,79
Naftalena	217,7	05,80
Fenol	182	03,04
Air	100,0	00,52

Sumber: Chemistry Matter and Its Changes, 2004

K_b adalah tetapan kenaikan titik molal dari pelarut (°C/m). Kenaikan titik didih (ΔT_b) yaitu titik didih larutan (T_b) dikurangi titik didih pelarut murni (T_b^o).

Contoh Soal UN2002 (11) :

Berdasarkan Diagram P-T tersebut yang menggambarkan kenaikan titik didih larutan adalah

A. G¹M¹ 

B. F¹K¹

C. DD¹

D. CC¹ 

E. B¹D¹

Pembahasan :

Berdasarkan Diagram P-T tersebut yang menggambarkan kenaikan titik didih larutan yaitu (C) DD¹. Alasannya, semakin tinggi tekanan temperatur awal, contohnya pada suhu 100 °C ditunjukkan oleh grafik F pada larutan temperatur ditunjukkan oleh K¹ (fasa gas). Jadi, kenaikan titik didih ditunjukkan oleh (C)

Contoh Soal Kenaikan Titik Didih Air (12) :

Hitunglah titik didih larutan yang mengandung 18 g glukosa, C₆H₁₂O₆. (Ar C = 12 g/mol, Ar H = 1g/mol, dan Ar O = 16 g/mol) dalam 250 g air. (K_b air = 0,52 °C/m)

Kunci Jawaban :

molalitas =  = = 0,4 m

ΔT_b = K_b m

ΔT_b = 0,52 °C/m × 0,4 m

ΔT_b = 0,208 °C

Titik didih larutan = 100 + ΔT_b

Titik didih larutan = 100 °C + 0,208 °C

Titik didih larutan = 100,208 °C

Jadi, titik didih larutan yaitu 100,208 °C.

Contoh Soal Kenaikan Titik Didih Air (13) :

Titik didih larutan yang mengandung 1,5 g gliserin dalam 30 g air yaitu 100,28 °C. Tentukan massa molekul relatif gliserin. (K_b air = 0,52 °C/m)

Jawaban :

Titik didih larutan = 100 + ΔT_b

100,28 = 100 + ΔT_b

ΔTb = 0,28 °C

∆T_b = K_b . M

∆T_b = K_b  x 

0,28 °C = 0,52 °C/m x 

M = 92,8 g/mol

Jadi, massa molekul relatif gliserin yaitu 92,8 g/mol.

Contoh Soal SPMB 2004 (14) :

Sebanyak 75 g zat dengan rumus empiris (CH₂O) (A_r H = 1 g/mol, C = 12 g/mol, O = 16 g/mol) yang terlarut dalam 500 gram air, mendidih pada suhu 100,52 °C (K_b air = 0,52 °C/m) Zat tersebut termasuk ...

A. triosa
B. tetrosa
C. pentosa
D. heksosa
E. heptosa

Pembahasan :

∆T_b = K_b x 

0,52 = 0,52 x 

M_r = 150

M_r (CH₂O) = 30 

(CH₂O)n = 150 

30n = 150 

n = 5 

(CH₂O)₅ = C₅H₁₀O₅.

Senyawa karbonat dengan 5 atom C disebut dengan pentosa. Jadi, zat tersebut termasuk (C) pentosa. 

b. Penurunan Titik Beku (ΔT_f)

Seperti halnya pada kenaikan titik didih, adanya zat terlarut dalam larutan akan menimbulkan titik beku larutan lebih kecil daripada titik beku pelarutnya. Penurunan titik beku, ΔT_f (f berasal dari kata freeze) berbanding lurus dengan molalitas (m) larutan:

ΔT_f  ∞ m atau ΔT_f = K_f m

dengan K_f adalah tetapan penurunan titik beku molal pelarut (°C/m). Penurunan titik beku (T_f) yaitu titik beku pelarut murni (T_f^o) dikurangi titik beku larutan (T_f).

ΔT_f  = ΔT_f^o - T_f

Berikut ini yaitu beberapa harga tetapan penurunan titik beku (K_f) dari beberapa pelarut.

Tabel 2. Tetapan Penurunan Titik Beku (K_f) Beberapa Pelarut

Pelarut	Titik beku (oC)	Kf(oC/m)
Aseton	–95,35	2,40
Benzena	5,45	5,12
Kamfer	179,8	39,7
Karbon tetraklorida	–23	29,8
Sikloheksana	6,5	20,1
Naftalena	80,5	6,94
Fenol	43	7,27
Air	0	1,86

Contoh Soal Penurunan Titik Beku (15) :

Berapakah titik beku larutan yang terbuat dari 10 g urea CO(NH₂)₂ dalam 100 g air? (massa molar urea 60 g/mol, K_f air = 1,86 °C/m)

Penyelesaian :

Mol urea = massa urea / Mr urea = 10 g / 60 g/mol = 0,17 mol

Molalitas urea = mol urea / massa air = 0,17mol / 0,1 kg = = 1,7 m

ΔT_f =K_f m

ΔT_f = 1,86 °C/m × 1,7 m

ΔT_f = 3,16 °C

Jadi, larutan tersebut mempunyai titik beku 3,16 °C di bawah 0 °C atau pada –3,16 °C.

Contoh Soal Penurunan Titik Beku (16) :

Hitunglah titik beku larutan yang terdiri atas 10 gram glukosa (Mr = 180 g/mol) dalam 500 g air (K_f air = 1,86 °C/m).

Kunci Jawaban :

molalitas =  =  = 0,11 m

ΔT_f = K_f m

ΔT_f = 1,86 °C/m × 0,11 m

ΔT_f = 0,20 °C

Titik beku larutan

ΔT_f = T_f air – T_f larutan

0,20 °C = 0 – T_f larutan

T_f larutan = – 0,20 °C

Jadi, titik beku larutan yaitu –0,20 °C.

Contoh Soal Penurunan Titik Beku (17) :

Hitunglah titik beku suatu larutan yang mengandung 2 g kloroform, CHCl₃ (M_r = 119 g/mol) yang dilarutkan dalam 50 g benzena (K_f benzena = 5,12 °C/m, T_f benzena = 5,45 °C).

Pembahasan :

Molalitas =  = 0,34 m

ΔT_f = K_f m = 5,12 °C/m × 0,34 m = 1,74 °C

Titik beku larutan :

ΔT_f = Tf benzena – T_f larutan

1,74 = 5,45 – T_f larutan

T_f larutan = 3,71 °C

Jadi, titik beku larutan tersebut yaitu 3,71 °C.

Contoh Soal Penurunan Titik Beku (18) :

Larutan yang dibentuk dengan melarutkan 5,65 g suatu senyawa yang tidak diketahui dalam 110 g benzena membeku pada 4,39 °C. Berapakah massa molar senyawa tersebut?

Kunci Jawaban :

Pada Tabel 2. diketahui titik beku benzena = 5,45 °C dan K_f benzena = 5,12 °C/m

ΔT_f = 5,45 °C – 4,39 °C = 1,06 °C

ΔT_f = K_f  m

m = ΔT_f / K_f = 1,06 °C / 5,12 °C/m = 0,207 m

0,207 m artinya setiap kg benzena pada larutan mengandung 0,207 mol zat terlarut maka jumlah mol pada 110 g benzena sanggup dihitung. 

0,11 kg benzena x (0,207 mol zat terlarut / 1 kg benzena) = 0,023 mol

massa molar zat terlarut = 5,65 g / 0,023 mol = 245,65 g/mol

Jadi, massa 1 mol zat terlarut tersebut yaitu 245,65 g.

Gejala penurunan titik beku juga mempunyai terapan simpel di antaranya adalah penurunan titik beku air. Zat antibeku (biasanya etilen glikol) yang ditambahkan ke dalam sistem pendingin mesin kendaraan beroda empat mencegah pembekuan air radiator pada animo dingin. Penggunaan CaCl₂ dan NaCl untuk menurunkan titik leleh es juga sering diterapkan, contohnya untuk menyiapkan campuran pendingin dalam pembuatan es krim. Contoh penerapan Hukum Raoult dipakai pada alat distilasi untuk memisahkan adonan berdasarkan perbedaan titik didihnya.

Gambar 3. Alat distilasi dirancang menggunakan prinsip aturan Raoult.

3. Tekanan Osmotik

Osmosis yaitu merembesnya partikel-partikel pelarut dari larutan yang lebih encer ke larutan yang lebih pekat melalui suatu membran semipermeabel. Membran semipermiabel hanya melewatkan molekul zat tertentu sementara zat yang lainnya tertahan.

Bagaimanakah kejadian osmosis sanggup terjadi? Untuk menyelidikinya, lakukanlah kegiatan berikut.

Percobaan / Praktikum Tekanan Osmotik (2) :

Tujuan :

Mengamati kejadian osmosis pada larutan elektrolit dan nonelektrolit

Alat dan Bahan :

1. Corong 
2. Kertas perkamen/selopan 
3. Gelas kimia 1 L 
4. Larutan gula
5. Larutan garam
6. Air

Langkah Kerja :

1. Susunlah 2 buah alat ibarat gambar berikut.

2. Corong yang penggalan bawahnya ditutup dengan kertas perkamen/selaput semipermeabel berisi larutan gula dimasukkan ke dalam kolam (gelas kimia 1 L) yang berisi air.
3. Amatilah naiknya larutan dalam corong dari ketinggian h₁ hingga h₂.
4. Ulangi langkah kerja 1–3.

Jawablah pertanyaan berikut untuk menarik kesimpulan.

1. Mengapa air di dalam kolam masuk ke dalam corong melalui selaput semipermeabel?
2. Mungkinkah larutan gula atau garam yang masuk ke dalam air? Mengapa?
3. Apabila corong diganti ukurannya, apakah naiknya zat cair dalam corongsama?
4. Samakah beban pada kedua corong yang berbeda?
5. Samakah ΔH untuk larutan gula dan garam?

Kerjakanlah secara berkelompok dan diskusikanlah hasil yang Anda peroleh.

Kesimpulan apakah yang sanggup Anda peroleh dari percobaan di atas? Untuk lebih memahami proses osmosis, pelajarilah uraian berikut.

Perhatikanlah Gambar 4, gambar tersebut memperlihatkan larutan A dan larutan B dengan konsentrasi yang berbeda yang dipisahkan oleh suatu membran semipermeabel yang hanya sanggup ditembus oleh molekul air.

Gambar 4. Proses osmosis dengan membran semi permeabel

Gambar 4. menggambarkan kejadian osmosis. Pada Gambar 4a, diperlihatkan keadaan awal, kemudian sesudah beberapa saat, tinggi air pada tabung naik (Gambar 4b) hingga kesetimbangan tercapai. Tekanan balik dibutuhkan untuk mencegah terjadinya proses osmosis (Gambar 4c). Jumlah tekanan balik yang dibutuhkan merupakan tekanan osmotik larutan.

Dua larutan yang mempunyai tekanan osmotik sama disebut larutan isotonik. Jika salah satu larutan mempunyai tekanan osmotik lebih tinggi dari larutan yang lainnya, larutan tersebut dinamakan hipertonik. Adapun jika larutan mempunyai tekanan osmotik lebih rendah dari larutan yang lainnya, larutan tersebut dinamakan hipotonik.

Tekanan osmotik termasuk dalam sifat-sifat koligatif lantaran besarnya hanya bergantung pada jumlah partikel zat terlarut persatuan volume larutan. Tekanan osmotik tidak tergantung pada jenis zat terlarut. Persamaan berikut (dikenal sebagai Persamaan Van’t Hoff) dipakai untuk menghitung tekanan osmotik dari larutan encer.

π = MRT

Keterangan:

π = tekanan osmotik (atm)

R = tetapan gas (0,082 L atm/mol K)

M = molaritas larutan

T = suhu (Kelvin)

Contoh Soal Tekanan Osmotik (19) :

Berapakah tekanan osmotik pada 25 °C dari larutan sukrosa (C₁₂H₂₂O₁₁) 0,001 M?

Kunci Jawaban :

Diketahui :

T = 25 °C = (25 + 273) K = 298 K

M = 0,001 mol/L

R = 0,082 L atm/mol K

π = MRT

π = 0,001 mol/L × 0,082 L atm/mol K × 298 K = 0,024 atm

Jadi, tekanan osmotik larutan tersebut yaitu 0,024 atm.

Contoh Soal Tekanan Osmotik (20) :

Dalam larutan encer, 0,001 M gula dalam air dipisahkan dari air murni dengan menggunakan membran osmosis. Berapakah tekanan osmotik dalam torr pada suhu 25 °C?

Penyelesaian :

π = MRT

π = (0,001 mol/L) (0,0821 L atm/mol K) (298 K) = 0,0245 atm

π dalam torr = 0,0245 atm x (760 torr / 1 atm) = 18,6 torr

Jadi, tekanan osmotik 0,001 M gula dalam air yaitu 18,6 torr.

Contoh Soal Tekanan Osmotik (21) :

Suatu larutan dengan volume 100 mL mengandung 0,122 g zat non elektrolit terlarut dan mempunyai tekanan osmotik 16 torr pada suhu 20 °C. Berapakah massa molar zat terlarut tersebut?

Penyelesaian :

T dalam kelvin = (273 + 20) = 293 K

π dalam atm = 16 torr x (1 atm/760 torr) = 0,0211 atm

π = MRT

0,0211 atm = (M) (0,082 L atm/mol K) (298 K)

M = 8,63 × 10^–4 x (mol zat terlarut / L larutan)

M = n/V

n = M × V

n = 8,63 x 10^–4 x (mol zat terlarut / L larutan) x 0,1 L larutan = 8,63 × 10^–5 mol

n = 8,63 x 10^–5 mol

massa molar zat terlarut = 0,122 g / 8,63 x 10^–5 mol = 1,41 × 10³ g/mol

Jadi, massa molar zat terlarut tersebut adalah 1,41 × 10³ g/mol.

Contoh Soal Tekanan Osmotik (22) :

Suatu larutan dibentuk dengan melarutkan 1,08 g protein, yaitu serum albumin insan yang diperoleh dari plasma darah (dalam 50 cm³ air). Larutan memperlihatkan tekanan osmotik 5,85 mmHg pada 298 K. Tentukan massa molekul relatif albumin.

Pembahasan :

Tekanan osmotik (π ) dikonversikan terlebih dahulu menjadi atm.

5,85 mmHg = 5,85 / 760 = 7,70 x 10^–3 atm



Mr = massa RT / nV =  = 6,86 x 10⁴ g/mol

Jadi, massa molekul relatif albumin yaitu 6,86 x 10⁴ g/mol.

Gambar 6. Osmosis terbalik, memperlihatkan jikalau tekanan mekanis lebih besar daripada tekanan osmotik , pelarut dipaksa melewati membran semipermeabel dari dalam larutan menuju ke pelarut murni.

Jika tekanan mekanis pada suatu larutan melebihi tekanan osmotik, pelarut murni akan terperas ke luar dari suatu larutan lewat suatu membran semipermeabel (Gambar 6). Proses ini disebut osmosis terbalik (reverse osmosis) dan merupakan suatu cara untuk memulihkan pelarut murni dari dalam suatu larutan. Contoh penerapan osmosis balik yaitu pemulihan air murni dari limbah industri dan memperlihatkan air maritim (desalinasi).

Proses osmosis sangat penting bagi flora dan binatang lantaran dengan proses osmosis, air dibagikan ke semua sel organisme hidup. Dinding sel merupakan membran semipermeabel, membran sel hidup ini juga sanggup ditembus oleh zat-zat terlarut tertentu sehingga materi makanan dan produk buangan dipertukarkan lewat dinding sel ini. Permeabilitas dinding sel terhadap zat terlarut seringkali bersifat memilih-milih dan hingga batas tertentu tidak bergantung pada ukuran partikel zat terlarut dan konsentrasi mereka. Misalnya, ion magnesium yang terhidrasi simpel tidak menembus dinding terusan pencernaan, sedangkan molekul glukosa sanggup melewati dinding sel.

Desalinasi Air Laut 

Banyak daerah di banyak sekali pelosok di dunia yang berdampingan dengan lautan, tetapi penduduknya terancam kekurangan air tawar Untuk itu, negara Arab Saudi menggunakan suatu metode pemisahan air tawar dari garam-garam pekat air laut. Membuang garam-garam yang terlarut dalam air disebut desalinasi. Banyak penelitian dan pengembangan dipusatkan pada lima metode desalinasi, yaitu penyulingan, pembekuan, osmosis terbalik, elektro-dialisis, dan pertukaran ion. Desalinasi osmosis terbalik merupakan metode yang ekonomis. Dalam metode ini, garam terpisah dari airnya oleh tekanan pada membran semipermeabel yang memisahkan sumber air (air maritim dari produknya (air tawar).

C. Sifat Koligatif Larutan Elektrolit

Jika zat terlarut membentuk larutan bersifat asam, basa, dan garam, ternyata rumus-rumus sifat koligatif larutan mempunyai nilai yang tidak sama dengan data percobaan. Harga-harga ΔP, ΔTb , ΔTf , dan π dari larutan-larutan asam, basa, dan garam yang diamati melalui eksperimen selalu lebih besar daripada harga-harga yang dihitung berdasarkan perhitungan ideal.

Bagaimanakah menentukan perbandingan nilai sifat koligatif larutan elektrolit dan nonelektrolit? Untuk mengetahuinya, lakukanlah kegiatan berikut.

Praktikum Sifat Koligatif Larutan Elektrolit (3) :

Tujuan :

Menentukan perbandingan nilai sifat koligatif larutan elektrolit dan non elektrolit

Alat dan Bahan :

Data hasil percobaan

Langkah Kerja :

Amatilah data hasil percobaan berikut. Larutan yang diamati mempunyai konsentrasi yang sama yaitu 0,005 m.

Larutan	ΔTf (oC)
Glukosa	0,0093
NaCl	0,0183
KCl	0,0180
K2SO4	0,0275
H2SO4	0,0270

Jawablah pertanyaan berikut untuk menarik kesimpulan.

1. Hitunglah perbandingan nilai ΔT_f NaCl terhadap ΔT_f glukosa, ΔT_f KCl terhadap ΔT_f glukosa, dan seterusnya hingga dengan H₂SO₄.
2. Manakah nilai perbandingan di antara keempat larutan terhadap glukosa yang bernilai hampir sama?
3. Bandingkanlah nilai perbandingan itu dengan jumlah ion masing-masing zat yang membentuk larutan elektrolit (NaCl mempunyai ion Na⁺ dan Cl^–).
4. Apakah nilai perbandingan tersebut sama dengan jumlah ionnya? Mengapa demikian?

Diskusikan hasil yang Anda peroleh dengan teman Anda.

Menurut Arrhenius, suatu zat elektrolit yang dilarutkan dalam air akan terurai menjadi ion-ion penyusunnya sehingga jumlah partikel zat pada larutan elektrolit akan lebih banyak dibandingkan dengan larutan nonelektrolit yang konsentrasinya sama. Hal ini menimbulkan sifat koligatif pada larutan elektrolit lebih besar daripada larutan nonelektrolit.

Perilaku elektrolit sanggup digambarkan dengan memerhatikan fenomena di atas. Penurunan titik beku ΔT_f rutan 0,005 m NaCl 1,96 kali (2 kali) ΔT_f glukosa sebagai zat non elektrolit, demikian juga ΔT_f ntuk K₂SO₄ hampir 3 kali dari ΔT_f glukosa. Keadaan ini sanggup dinyatakan dengan persamaan berikut.

ΔT_f elektrolit = i × ΔT_f nonelektrolit

Hubungan sifat koligatif larutan elektrolit dan konsentrasi larutan dirumuskan oleh Van’t Hoff, yaitu dengan mengalikan rumus yang ada dengan bilangan faktor Van’t Hoff yang merupakan faktor penambahan jumlah partikel dalam larutan elektrolit.

i = 1 + (n – 1)α

Keterangan :

i = faktor yang memperlihatkan bagaimana larutan elektrolit dibandingkan dengan larutan nonelektrolit dengan molalitas yang sama. Faktor i inilah yang lebih lanjut disebut faktor Van’t Hoff.
n = jumlah ion dari elektrolit
α = derajat ionisasi elektrolit

Contoh elektrolit biner :

NaCl(s) →Na⁺(aq) + Cl^–(aq)................................................(n = 2)

KOH(s) → K⁺(aq) + OH^–(aq)...............................................(n = 2)

Contoh elektrolit terner :

H₂SO₄(l) + 2H₂O(l) → 2H₃O⁺(aq) + SO₄^2–(aq)................(n = 3)

Mg(OH)₂(s) → Mg²⁺(aq) + 2OH^–(aq)..................................(n = 3)

Contoh elektrolit kuarterner :

K₃PO₄(s) → 3K⁺(aq) + PO₄^3–(aq).....................................(n = 4)

AlBr₃(s) → Al³⁺(aq) + 3Br^–(aq)............................................(n = 4)

Untuk larutan elektrolit berlaku Hukum Van’t Hoff

1. Penurunan Tekanan Uap Jenuh

Rumus penurunan tekanan uap jenuh dengan menggunakan faktor Van’t Hoff hanya berlaku untuk fraksi mol zat terlarutnya saja (zat elektrolit yang mengalami ionisasi), sedangkan pelarut air tidak terionisasi. Oleh lantaran itu, rumus penurunan tekanan uap jenuh untuk zat elektrolit yaitu :

ΔP = X_BP° {1 + (n – 1)α }

Perhatikanlah referensi soal penerapan rumus tekanan uap untuk zat elektrolit berikut .

Contoh Soal Penurunan Tekanan Uap Jenuh (23) :

Hitunglah tekanan uap larutan NaOH 0,2 mol dalam 90 gram air jikalau tekanan uap air pada suhu tertentu yaitu 100 mmHg.

Penyelesaian :

X NaOH = 

X NaOH =  = 0,038

Karena NaOH merupakan elektrolit berpengaruh (α = 1) dan n = 2 maka :

ΔP = P°X_B {1 + (n – 1)α }
ΔP = 100 × 0,038 {1 + (2 – 1)1}
ΔP = 7,6 mmHg

Tekanan uap larutan = 100 mmHg – 7,6 mmHg = 92,4 mmHg

Jadi, tekanan uap larutan NaOH yaitu 92,4 mmHg.

2. Kenaikan Titik Didih dan Penurunan Titik Beku

Seperti halnya penurunan tekanan uap jenuh, rumus untuk kenaikan titik didih dan penurunan titik beku untuk larutan elektrolit juga dikalikan dengan faktor Van't Hoff.

∆T_b = K_b m {1 + (n-1) α}

∆T_f = K_f m {1 + (n-1) α}

Perhatikanlah contoh-contoh soal berikut.

Contoh Soal Penurunan Tekanan Uap Jenuh (24) :

Sebanyak 4,8 gram magnesium sulfat, MgSO₄ (M_r = 120 g/mol) dilarutkan dalam 250 g air. Larutan ini mendidih pada suhu 100,15 °C. Jika diketahui K_b air 0,52 °C/m, K_f air = 1,8 °C/m, tentukan:

a. derajat ionisasi MgSO₄;
b. titik beku larutan.

Kunci Jawaban :

a. Reaksi ionisasi MgSO₄ adalah MgSO₄(s) → Mg²⁺(aq) + SO₄^2–(aq)..............(n = 2)

Kenaikan titik didih :

∆T_b = T_b larutan – T_b air
∆T_b = 100,15 °C – 100 °C = 0,15 °C

∆T_b = K_b. m. i

∆T_b = K_b x  x {1 + (n – 1)α }

0,15 = 0,52 °C/m x  x {1 + (2 – 1) α}

α = 0,8

Jadi, derajat ionisasi MgSO₄ adalah 0,8.

b. Untuk menghitung titik bekunya, kita cari dulu penurunan titik bekunya dengan rumus:

ΔT_f = K_f x  x {1 + (n – 1)α}

ΔT_f = 1,8 °C/m x  x {1 + (2 – 1) 0,8}

ΔT_f = 0,52 °C

T_f larutan = T_f air – ΔT_f = 0 °C – 0,52 °C = – 0,52 °C

Jadi, titik beku larutan tersebut yaitu – 0,52 °C.

Contoh Soal SPMB 2004 (25) :

Agar 10 kg air tidak membeku pada suhu -5 °C perlu ditambahkan garam NaCl. Jika diketahui K_b air = 1,86 °C/m dan A_r H = 1 g/mol, O = 16 g/mol, Na = 23 g/mol, dan Cl = 35,5 g/mol maka pernyataan berikut benar, kecuali ...

A. diharapkan NaCI lebih dari 786 gram
B. larutan NaCI yaitu elektrolit kuat
C. bentuk molekul air tetrahedral
D. NaCI sanggup terionisasi sempurna
E. dalam air terdapat ikatan hidrogen

Pembahasan :

Molekul air berbentuk angular (huruf V). Jadi, pernyataan yang salah yaitu (C) bentuk molekul air tetrahedral.

3. Tekanan Osmotik

Tekanan osmotik untuk larutan elektrolit diturunkan dengan mengalikan faktor van't Hoff.

π = MRT {1 + (n – 1)α}

Perhatikanlah contoh-contoh soal berikut.

Contoh Soal Penurunan Tekanan Osmotik (26) :

Sebanyak 5,85 gram NaCl (M_r = 58,5 g/mol) dilarutkan dalam air hingga volume 500 mL. Hitunglah tekanan osmotik larutan yang terbentuk jikalau diukur pada suhu 27 °C dan R = 0,082 L atm/mol K.

Kunci Jawaban :

Diketahui, NaCl (n = 2) dan α = 1

π = M R T i

π =  x RT x {1 + (n – 1)α}

π =   x 0,082 L atm/mol K x 300 K x {1 + (2 – 1)1}

α = 0,016

Jadi, derajat ionisasi larutan tersebut yaitu 0,016.

Contoh Soal SPMB 2004 (27) :

Jika diketahui tekanan osmotik larutan 10 gram asam benzoat, C₆H₅COOH, dalam benzena yaitu 2 atm pada suhu tertentu, larutan 20 gram senyawa binernya (C₆H₅COOH)₂ dalam pelarut yang sama mempunyai tekanan osmotik sebesar ...

A. 0,5 atm
B. 1 ,0 atm
C. 2,0 atm
D. 4,0 atm
E. 8,0 atm

Pembahasan :

Oleh lantaran perbandingan massa/Mr, sama, molaritas akan sama dan tekanan osmotik pun sama. Jadi, tekanan osmotiknya sebesar (A) 2 atm.

Rangkuman :

1. Molalitas yaitu besaran yang berkhasiat untuk menghitung jumlah zat terlarut yang dinyatakan dalam mol dan jumlah pelarut dalam kilogram.

Molalitas (m) = 

atau,

m = 

2. Fraksi mol merupakan satuan konsentrasi yang semua komponen larutannya dinyatakan berdasarkan mol. Total fraksi mol = 1

x_i = 

3. Sifat koligatif bergantung pada jumlah zat yang terlarut pada larutan. Sifat koligatif terdiri atas penurunan tekanan uap (ΔP), kenaikan titik didih (ΔT_b) dan penurunan titik beku (ΔT_f), dan tekanan osmotik.

a. Penurunan tekanan uap (ΔP)











b. Kenaikan titik didih (ΔT_b) dan penurunan titik beku (ΔT_f)









c. Tekanan osmotik (π )

π =MRT

4. Sifat koligatif larutan elektrolit bergantung pada bilangan faktor Van’t Haff. Jadi, perhitungan penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih, dan tekanan osmotik dikalikan dengan faktor Van’t Hoff (i).

i = 1 + (n – 1)α

Anda kini sudah mengetahui Sifat Koligatif Larutan. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.

Referensi :

Rahayu, Imam. 2009. Mudah Belajar Kimia untuk Kelas XII Sekolah Menengah Atas/Madrasah Aliyah Program Ilmu Pengetahuan Alam. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, p. 194.